Билет 3.

Скорость хим реакции определяется числом активных столкновений в единицу времени, единицу объема.

Скорость гомогенной хим реакции равна изменению концентрации в-ва реагента за единицу времени при постоянном объеме. V=C/t

Зависит от:природы реагирующих вещ-в, концентрации, температуры, катализатора, степени измельчения твердых веществ.

При повышении температуры на каждые 10град, V возраст в 2-4 раза.

Уравнение Аррениуса: k=A*e^(-Ea/RT), где Еа–энергия активации, R=8.31, е-основание lg.

e^(-Ea/RT) характеризует долю столкновения.

Катализ – изучает скорость хим реакции, при воздействии катализатора.

Катализатор – вещ-ва, которые принимают участие в хим реакции, но после реакции восстанавливаются в том же количественном и качественном составе.

Роль катализатора сводится к: изменению пути реакции, уменьшению времени активации каждой реакции, снижается энергетический барьер, химическое равновесие.

Необратимые реакции, если: выпадает осадок, веделяется газ, образуется слабый электролит, образуются ионы, ядерные реакции.

Химическое равновесие: Vпр=Vобр, отношение равновесных концентратов исходных веществ с учета тахеометрического коэффициента равна константе, энергия Гиббса=0.

Ле-Шателье: если на систему, находящуюся на хим равновесии оказать воздействие, то в системе будут протекать те процессы, которые стремятся свести это воздействие к min.

1. t увел -> эндотермическая; t умен->экзотермическая

2. P увел -> V(n-меньшее к-во); P умен ->V(n-большее к-во)

3. C увел – влево; С умен – вправо.

Билет 4

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя — акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель: окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель: восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель. Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

1.Составить схему реакции. Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂S + …

2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.

Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 → Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …

3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.

4.Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются .Mg⁰ + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 →

Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2 + H₂⁺¹S^-2 + …

1. 5.Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.

Mg⁰ → Mg⁺² окисляется

S⁺⁶ → S^-2 восстанавливается

2. 6.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² окисление

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 восстановление

3. 7.Определить восстановитель и окислитель.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² восстановитель

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 окислитель

4. 8.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺²

8

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2

9. Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

Mg^{0 –} 2 ē → Mg⁺² 4

8

S⁺⁶ + 8 ē → S^-2 1

5. 10.Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + +H₂S + 4H₂O

6. 11.Проверить уравнение реакции. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева.

5 * 4 = 20 4 * 4 + 4 = 20

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе.	Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ , разность электростатич. потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение Э. п. обусловлено пространств. разделением зарядов противоположного знака на границе раздела фаз и образованием двойного электрического слоя . На границе между металлич. электродом и р-ром электролита пространств. разделение зарядов связано со след. явлениями: переносом ионов из металла в р-р в ходе установления электрохим. равновесия, кулоновской адсорбцией ионов из р-ра на пов-сть металла, смещением электронного газа за пределы положительно заряженного ионного остова кристаллич. решетки, специфич. (некулоновской) адсорбцией ионов или полярных молекул р-рителя на электроде и др. 

Восстановленная форма	Число отданных електронов	Окисленная форма	Стандартный электродный потенциал, В
Li	1e	Li^+	-3,05
K	1e	K^+	-2,925
Rb	1e	Rb^+	-2,925
Cs	1e	Cs^+	-2,923
Ba	2e	Ba^2+	-2,91
Sr	2e	Sr^2+	-2,89
Ca	2e	Ca^2+	-2,87
Na	1e	Na^+	-2,71
Mg	2e	Mg^2+	-2,36
Al	3e	Al^3+	-1,66
Mn	2e	Mn^2+	-1,18
Zn	2e	Zn^2+	-0,76
Cr	3e	Cr^3+	-0,74
Fe	2e	Fe^2+	-0,44
Cd	2e	Cd^2+	-0,40
Co	2e	Co^2+	-0,28
Ni	2e	Ni^2+	-0,25
Sn	2e	Sn^2+	-0,14
Pb	2e	Pb^2+	-0,13
Fe	3e	Fe^3+	-0,04
H2	2e	2H^+	0,00
Cu	2e	Cu^2+	0,34
Cu	1e	Cu^+	0,52
2Hg	2e	Hg2 ^2+	0,79
Ag	1e	Ag^+	0,80
Hg	2e	Hg^2+	0,85
Pt	2e	Pt^2+	1,20
Au	3e	Au^3+	1,50

Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита. Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный[1]. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорционально эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

Практическое применение электролиза. Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.). Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами - процесс электрорафинирования или с нерастворимыми - процесс электроэкстракции. Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах.

АККУМУЛЯТОРЫ электрические (от лат. accumulator- собиратель, накопитель), хим. источники тока многократного действия. При заряде от внеш. источника электрич. тока в аккумуляторе накапливается энергия, к-рая при разряде вследствие хим. р-ции непосредственно превращ. снова в электрическую и выделяется во внеш. цепь. По принципу работы и осн. элементам конструкции аккумуляторы не отличаются от гальванических элементов, но электродные р-ции, а также суммарная токообразующая р-ция в аккумуляторах обратимы. Поэтому после разряда аккумулятора может быть снова заряжен пропусканием тока в обратном направлении: на положит. электроде при этом образуется окислитель, на отрицательном-восстановитель.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, единичные ячейки хим. источников тока, предназначенных для однократного электрич. разряда (непрерывного или прерывистого). После разряда гальванические элементы, в отличие от аккумуляторов, теряют работоспособность. Иногда термин "гальванические элементы" применяют и для обозначения единичных ячеек аккумуляторных батарей, к-рые предназначены для многократного использования, т. е. после разряда м. б. снова заряжены. Главные составные части гальванических элементов: два электрода разл. природы и электролит. Обычноэлектроды - это металлич. пластинки или сетки, на к-рые нанесены реагенты ("активные в-ва"); на отрицат. электрод - восстановитель (Zn, Li и др.), на положительный -окислитель (оксиды Mn, Hg и др., а также соли). На каждом из электродов, погруженных в электролит, устанавливается определенный потенциал (окислит.-восстановит. потенциал данной электродной р-ции); разность этих потенциалов в отсутствие тока наз. напряжением разомкнутой цепи (НРЦ). При соединении электродов между собой с помощью внеш. электрич. цепи электроны начинают перетекать от отрицат. электрода к положительному - возникает электрич. ток. Суммарная электрохим. р-ция на обоих электродах наз. токообразующей; по мере ее протекания восстановитель отдает, а окислитель присоединяет электроны. Ток прекращается при размыкании внеш. цепи, а также после израсходования запаса хотя бы одного из реагентов. Побочные хим. или электрохим. р-ции приводят к саморазряду гальванических элементов, ограничивающему длительность их хранения, к-рая для лучших образцов может достигать 10 лет. Гальванические элементы применяют гл. обр. для питания переносной аппаратуры (напр., транзисторных радиоприемников) и поэтому изготавливают преим. с невыливающимся электролитом(загущенным или твердым). В отличие от аккумуляторов, гальванические элементы не нуждаются в особом уходе при эксплуатации.

Билет 5.

Коррозия Ме – процесс самопроизвольного хим разрушения металла под действием окр среды.

Это: самопроизвольный процесс, гетерогенный.

Различают: сплошную, местную(локальную), межкристовидную коррозии.

Хим коррозия – разрушение Ме, окислением его в окр среде без возникновения электрического тока в системе. Защитная пленка – Ti, Zn, Cr.

Электрохимическая коррозия – самопроизвольное разрушение металла, в среде электролита с возникновением электрич тока внутри системы.

Методы защиты: покрытие – предотвращение контакта железа с водой и воздухом; окраска; масло и жир; анодное покрытие; катодное покр-е; легирование – введение в сталь металл, который образует оксидную пленку, не проницаемую для воды;протекторная защита.

Электролизер состоит из 2-х электродов, погруженных в раствор или расплав электролитов.